Физические и химические свойства галогенов

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня галогенов ns²np⁵. Поскольку, до завершения энергетического уровня галогенам не хватает всего 1-го электрона, в ОВР они чаще всего проявляют свойства окислителей. Степени окисления галогенов: от «-1» до «+7». Единственный элемент группы галогенов – фтор – проявляет только одну степень окисления «-1» и является самым электроотрицательным элементом. Молекулы галогенов двухатомны: F₂, Cl₂, Br₂, I₂.

Химические свойства галогенов

С ростом заряда ядра атома химического элемента, т.е. при переходе от фтора к йоду окислительная способность галогенов снижается, что подтверждается способностью вытеснения нижестоящих галогенов вышестоящими из галогеноводородных кислот и их солей:

Br₂ + 2HI = I₂ + 2HBr;

Cl₂ + 2KBr = Br₂ + 2KCl.

Наибольшей химической активностью обладает фтор. Большинство химических элементов даже при комнатной температуре взаимодействует с фтором, выделяя большое количество теплоты. Во фторе горит даже вода:

2H₂O + 2F₂ = 4HF + O₂↑.

Свободный хлор менее реакционноспособен, чем фтор. Он непосредственно не реагирует с кислородом, азотом и благородными газами. Со всеми остальными веществами он взаимодействует подобно фтору:

2Fe + Cl₂ = 2FeCl₃;

2P + 5Cl₂ = 2PCl₅.

При взаимодействии хлора с водой на холоде происходит обратимая реакция:

Cl₂ + H₂O↔HCl +HClO.

Смесь, представляющую собой продукты реакции, называют хлорной водой.

При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоритов:

Cl₂ + Ca(OH)₂ = Ca(Cl)OCl + H₂O.

При растворении хлора в горячем растворе щелочи происходит реакция:

3Cl₂ + 6KOH = 5KCl +KClO₃+3H₂O.

Бром, как и хлор растворяется в воде и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как йод в воде практически нерастворим.

Йод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие йода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н₂ + I₂ = 2HI — 53 кДж.

Физические свойства галогенов

При н.у. фтор – газ светло-желтого цвета, обладающий резким запахом. Ядовит. Хлор – газ светло-зеленого цвета, также как и фтор имеет резкий запах. Сильно ядовит. При повышенном давлении и комнатной температуре легко переходит в жидкое состояние. Бром – тяжелая жидкость красно-бурого цвета с характерным неприятным резким запахом. Жидкий бром, а также его пары сильно ядовиты. Бром плохо растворяется в воде и хорошо в неполярных растворителях. Йод – твердое вещество темно-серого цвета с металлическим блеском. Пары йода имеют фиолетовый цвет. Йод легко возгоняется, т.е. переходит в газообразное состояние из твердого, при этом минуя жидкое состояние.

Получение галогенов

Галогены можно получить при электролизе растворов или расплавов галогенидов:

MgCl₂ = Mg + Cl₂ (расплав).

Наиболее часто галогены получают по реакции окисления галогенводородных кислот:

MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂↑ +2H₂O;

K₂Cr₂O₇ + 14HCl = 3Cl₂↑ + 2KCl +2CrCl₃ +7H₂O;

2KMnO₄ +16HCl = 2MnCl₂ +5Cl₂↑ +8H₂O +2KCl.

Применение галогенов

Галогены используют в качестве сырья для получения различных продуктов. Так, фтор и хлор используют для синтеза различных полимерных материалов, хлор также является сырьем при производстве соляной кислоты. Бром и йод нашли широкое применение в медицине, бром также используется лакокрасочной промышленности.

Примеры решения задач

ru.solverbook.com

Физические свойства галогенов — Знаешь как

Фтор при обыкновенных условиях — газ, окрашенный в толстых слоях в слабый зеленовато-желтый цвет. При сильном охлаждении фтор превращается в жидкость, затвердевающую при —218°.

Хлор — газ желто-зеленого цвета, примерно в 2,5 раза более тяжелый, чем воздух: 1 л хлора при нормальных условиях весит 3,21 г. Под давлением около 6 ат хлор уже при обыкновенной температуре превращается в жидкость. Сжиженный хлор обычно хранят и транспортируют в стальных баллонах или в специальных цистернах.

Бром представляет собой тяжелую темнобурую жидкость уд. веса 3,12. Он очень легко испаряется, образуя «красно-бурые пары. При соприкосновении с кожей человека бром причиняет тяжелые ожоги.

Йод — твердое вещество, образующее темносерые кристаллы слабым металлическим блеском. Уд. вес иода 4,93. При медленном нагревании под обыкновенным давлением иод возгоняется, т. е., не плавясь, превращается в пары, которые имеют фиолетовую окраску; при охлаждении паров иод, минуя жидкую фазу, снова переходит в твердое состояние. Но если быстро нагревать иод, особенно при повышенном давлении, то он плавится при 113°.

Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание даже небольших количеств галогенов вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистой оболочки горла и носа. Более значительные количества галогенов могут вызвать тяжелое отравление организма.

Важнейшие физические константы галогенов сопоставлены в табл. 18. Данные, приведенные в этой таблице, показывают, что физические свойства галогенов изменяются в определенной последовательности при переходе от фтора к иоду: увеличивается удельный вес, повышаются температуры плавления и кипения, возрастают радиусы атомов.

Галогены сравнительно мало растворимы в воде. Один объем воды растворяет при обыкновенной температуре около 2¹/₂объемов хлора. Раствор этот называется хлорной в одой. При пропускании хлора в охлажденную до 0° воду из раствора выделяются зеленовато-желтые кристаллы — кристаллогидрат хлора Сl

2 • 8Н₂0O.

Таблица 18

Важнейшие физические константы галогенов

Константы	Фтор F	Хлор Cl	Бром Вг	Иод J
Удельный вес…… Темп, плавления в°С Темп, кипения в °С Радиус атома в Å	1,11 (жидк.) — 218 — 188,2 0,67	1,57 (жидк.) — 101 — 34 1,07	3,12 -5,7 59 1,19	4,93 113 184 1,36

Растворимость брома при 20° около 3,5 г, а растворимость иода всего 0,02 г на 100 г воды. Фтор не может быть растворен в воде, так как он энергично разлагает ее с выделением кислорода и образованием HF:

  2F₂ + 2H₂O = 4HF + O₂

(одновременно образуется некоторое количество озона).

Значительно лучше, чем в воде, растворяются галогены во многих органических растворителях: сероуглероде, спирте, эфире, хлороформе и др. Растворы брома во всех этих растворителях имеют желтовато-бурый цвет. Раствор иода в спирте и эфире имеет тёмнобурый, а в сероуглероде и хлороформе—фиолетовый цвет; различие в окраске растворов вызывается образованием сольватов иода, т. е. соединений молекул J

2 с молекулами растворителей.

Хорошей растворимостью галогенов в органических растворителях можно воспользоваться для извлечения их из водных растворов. Если, например, взболтать водный раствор иода с небольшим количеством сероуглерода (не смешивающегося с водой), то почти весь йод переходит из воды в сероуглерод, окрашивая его в фиолетовый, цвет.

107 108 109

Вы читаете, статья на тему Физические свойства галогенов

znaesh-kak.com

Галогены, молекулярная структура — Знаешь как

Содержание статьи

Рассмотрение элементов мы начнем с главной подгруппы седьмой группы — галогенов, которые являются типичными неметаллами

Особенности атомной и молекулярной структуры галогенов

Элементы группы галогенов очень сходны по свойствам, поэтому рассматриваются вместе. Несколько отличен от других фтор. «Галогены» в переводе означает «солероды». Действительно, все галогены — фтор F, хлор Сl, бром Вr и иод I — при непосредственном взаимодействии с металлами образуют соли. Галогеном является и астат At, открытый в 1940 г.
Электронные конфигурации галогенов: F — 1s²2s²2p⁵; Cl — 1

s²2s²2p⁶3s²3p⁵; Br — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁵; I — 1s²s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁵.

Распределение электронов по энергетическим уровням галогенов в зависимости от заряда ядра Таблица 11

			Число электронов					Величина атомного радиуса,Å

Распределение по орбиталям электронов внешнего электронного слоя у всех галогенов однотипное

 

Галогены имеют много общего в строении атомов и молекул. У них завершается застройка р-оболочки внешнего слоя, поэтому все они принадлежат к числу р-элементов. Внешнему электронному слою атомов галогенов недостает до завершения одного электрона, поэтому электроотрицательность у этих элементов выражена ярко и в окислительно-восстановительных реакциях они ведут себя в основном как окислители.
Молекулы галогенов состоят из д вух атомов (F2, Сl2, Вr2, l2), соединенных между собой посредством ковалентной неполярной связи. Между атомами в молекулах галогенов возникает одна общая электронная пара. Это свидетельствует о том, что в простых веществах данные элементы одновалентны. Кристаллическая решетка галогенов молекулярного типа.
Атомы разных галогенов различаются числом электронных слоев, в связи с чем радиусы атомов галогенов различны (табл. 11). С возрастанием зарядов ядер радиусы атомов увеличиваются, что ведет к постепенному уменьшению величины электроотрицательности от фтора к иоду и снижению неметалличности свойств. Наиболее ярко выраженным неметаллом среди галогенов является фтор, наименее ярким — йод.

■ 1. Как меняется величина атомного радиуса в зависимости от возрастания заряда ядра атома?
2. Какого типа химическая связь в молекулах галогенов?
3. Какого типа кристаллическая решетка у галогенов?
4. Какова валентность галогенов в свободном состоянии?
5. Почему при образовании молекулы галогена между атомами возникает лишь одна электронная пара?
6. Как меняется величина электроотрицательности с возрастанием радиусов атомов? (См. Ответ)

Физические свойства галогенов

Все свойства галогенов, как физические, так и химические, зависят от строения атомов элементов. Эти свойства различных галогенов во многом сходны, но в то же время каждому галогену присущ ряд особенностей.
Фтор — газ светло-зеленого цвета, отличающийся чрезвычайно ядовитыми свойствами. Температура кипения фтора —188°, температура затвердевания —218°. Плотность 1,11 г/смъ.
Хлор — газ желто-зеленого цвета. Он также ядовит, имеет резкий, удушливый, неприятный запах. Хлор тяжелее воздуха, сравнительно хорошо растворяется в воде (на 1 объем воды 2 объема хлора), образуя хлорную воду; Cl2agi при температуре— 34° превращается в жидкость, а при— 101° затвердевает. Плотность 1,568 г/см3..
Бром —единственный жидкий неметалл. Это вещество красно-бурого цвета, тяжелое, летучее. Сосуд, в котором находится бром, всегда окрашен его парами в красно-бурый цвет.
Бром имеет тяжелый неприятный запах («бром» в переводе на русский язык значит «зловонный»). В воде растворяется плохо, образуя бромную воду Br2aq. Гораздо лучше бром растворяется в органических растворителях — бензоле, толуоле, хлороформе.
Если к бромной воде прилить небольшое количество бензола и хорошенько взболтать, то после расслаивания жидкостей можно заметить, как окраска бромной воды исчезает, а собравшийся наверху бензол окрашивается растворенным бромом в ярко-оранжевый цвет. Это объясняется тем, что бензол извлек из воды бром вследствие его лучшей растворимости в бензоле.
Хранят бром в склянках с притертыми пробками и притертыми колпаками. Резиновые пробки для работы с бромом, как и для работы с хлором, неприменимы, так-как они быстро разъедаются. Бром намного тяжелее воды (плотность 3,12 г/см³). Температура кипения брома 63°, температура затвердевания —7,3°.
Йод — вещество кристаллическое, темно-серого цвета, в парах — фиолетового. Плотность йода 4,93 г/см3, температура плавления 113°, температура кипения 184°. Довести йод до плавления, а тем более до кипения при обычных условиях не удается, так как уже при слабом нагревании он из твердого состояния сразу переходит в пар —возгоняется. Переход вещества из твердого состояния в газообразное, минуя жидкое, и обратно называется возгонкой. Это свойство характерно не только для йода, но и для некоторых других веществ. Его удобно использовать для очистки веществ от примесей.
Иод плохо растворяется в воде. Окраска йодной воды I2aq всегда светло-желтая. Но зато он прекрасно растворяется в спирте. Этим пользуются для приготовления 5—10% раствора иода в спирте, называемого йодной настойкой. Иод растворяется также в бензоле, толуоле, эфире, сероуглероде и других органических растворителях. Интересно, что иод очень хорошо растворяется в растворе собственных солей, например в йодистом калии. Этот раствор, называемый раствором Люголя, широко применяется в клинических лабораториях.
Если в йодную воду I2aq добавить немного бензола, то при встряхивании на поверхности также образуется окрашенное бензольное кольцо, но только малинового цвета.

■ 7. Как меняется интенсивность окраски галогенов с возрастанием зарядов ядер?
8. Какое название имеют растворы хлора, брома и иода в воде?
9. Как меняется плотность галогенов с возрастанием зарядов ядер? (См. Ответ)

		Агрегаторное состояние			Температура кипения	Температура плавления	Наилучшие растворители
Фтор F Хлор Cl Бром Br Йод I

10. Составьте и заполните таблицу «Физические свойства галогенов» по следующему образцу:
11. Как объяснить с точки зрения строения кристаллической решетки низкие температуры плавления и кипения галогенов?
12. Какова относительная плотность фтора и хлора по воздуху и водороду? Если вы не знаете, что такое относительная плотность газов, как она определяется и как ею пользоваться при расчетах, обратитесь к приложению II, стр. 387. После этого вы сможете ответить на вопрос.
13. Какой объем займут 20 кг хлора при нормальных условиях? Если вы забыли, как вычислять объем газа при нормальных условиях, обратитесь к приложению. (См. Ответ)

Физиологическое действие галогенов

Все галогены ядовиты по своему физиологическому действию. Особенно ядовит фтор: при вдыхании в небольших количествах он вызывает отек легких, в больших — разрушение легочной ткани и смерть.
Хлор — также вещество очень ядовитое, хотя в несколько меньшей степени. Во время первой мировой войны он применялся как боевое отравляющее вещество, потому что он тяжелее воздуха и хорошо удерживается над поверхностью земли, особенно при безветренной погоде. Предельно допустимая концентрация свободного хлора в воздухе 0,001 мг/л.
Хроническое отравление хлором вызывает изменение цвета лица, легочные и бронхиальные заболевания. При отравлениях хлором в качестве противоядия нужно применять смесь паров спирта с эфиром, а также водяных паров с примесью нашатырного спирта, причем предварительно обязательно вынести пострадавшего на свежий воздух.
В небольших же количествах хлор может излечивать заболевания верхних дыхательных путей, так как губительно действует на бактерии. Благодаря дезинфицирующему действию хлор применяется для обеззараживания водопроводной воды.
Пары брома вызывают удушье. Ядовит и жидкий бром, причиняющий при попадании на кожу сильные ожоги. Переливать бром из одного сосуда в другой рекомендуется в резиновых перчатках и под тягой.
При попадании на кожу бром следует смывать органическим растворителем — бензолом или четыреххлористым углеродом, протирая пораженное место ватой, смоченной этими растворителями. При смывании брома водой нередко ожога избежать не удается.

Иод наименее ядовит из всех галогенов. Вдыхание паров иода при его нагревании может вызвать отравление, но работать с парообразным иодом приходится редко, например при очистке его возгонкой. Кристаллический иод руками брать не следует, так как при попадании на кожу он вызывает появление характерных желтых пятен. Все работы с галогенами следует производить в вытяжном шкафу.
Вместе с тем галогены являются жизненно важными элементами. Хлор в виде поваренной соли постоянно применяется в пищу, а также входит в состав зеленого вещества растений — хлорофилла. Недостаток соединений фтора в питьевой воде вызывает разрушение зубов. Иод необходим всем живым организмам, как растительным, так и животным. Он участвует в регулировании обмена веществ. В организме человека иод сосредоточен главным образом в щитовидной железе и участвует в образовании ее гормона. Недостаток иода вызывает болезненные изменения щитовидной железы. Для предотвращения заболевания в пищу в очень небольших количествах добавляют иод, разводя несколько капель йодной настойки на стакан воды, но чаще в виде иодида натрия и иодида калия.

• Запишите в тетрадь меры техники безопасности в работе с галогенами и первой помощи при отравлениях.

Химические свойства галогенов

По характеру химических свойств, как отмечено выше, все галогены являются типичными неметаллами, обладающими значительной электроотрицательностью. Наиболее электроотрицательным элементом, обладающим наибольшей неметаллической активностью, является фтор, наименее активен иод.

Рис. 21. Горение водорода в хлоре. 1- хлор 2- водород

Взаимодействие галогенов с простыми веществами. Проследить уменьшение химической активности от фтора к хлору можно на примерах разных реакций. Особенно интересно взаимодействие разных галогенов с водородом. Условия реакций у них при этом разные.
Так, фтор реагирует с водородом со вз рывом даже в темноте. При этом образуется фтористый водород по уравнению.
h3 + F2 = 2HF

Фтористый водород является наиболее прочным соединением среди галогеноводородов.
Взаимодействие хлора с водородом происходит со взрывом только на свету:
Сl2+ Н2 = 2НСl
Если же поджечь струю водорода в атмосфере хлора, то он будет сгорать спокойно бесцветным пламенем (рис. 21).

С водородом бром образует бромистый водород.
Вr2 + Н2 = 2НВг
Процесс идет при слабом нагревании.
Иод с водородом реагирует только при нагревании с образованием йодистого водорода:
Н2 + I2 = 2НI
Однако это соединение весьма неустойчивое и легко распадается с образованием водорода и иода. Во всех этих случаях галогены ведут себя как окислители. Галогено-водороды при растворении в воде образуют кислоты.

Окислительные свойства галогены проявляют и при взаимодействии с металлами, которое протекает обычно очень активно.
Фтор реагирует практически почти со всеми металлами. Легко проследить взаимодействие х л о р а с металлами. Многие металлы в хлоре горят, например сурьма самовоспламеняется (рис. 22). Другие металлы реагируют с хлором при нагревании, например натрий (рис. 23).
2Na + Сl2 = 2NaCl
Если металлы могут иметь различную степень окисления, то при реакции с хлором они обычно проявляют высшую.

Рис. 22. Самовоспламенение сурьмы в хлоре

Например.
2Fe + 3Сl2 = 2FeCl3

Сu + Сl2 = СuСl2

Здесь железо в реакции с хлором проявляет степень окисления, равную +3 — Fe⁺³, а медь равную +2— Cu⁺². Во всех приведенных случаях хлор ведет себя как окислитель .

Бурно реагирует с металлами и бром. Если насыпать в пробирку с жидким бромом немного алюминиевых опилок, то они сгорают в броме с образованием бромистого алюминия, что сопровождается выделением бурых паров брома и снопом искр. Реакция идет по следующему уравнению:
2Аl + ЗВr2 = 2АlВr3

Опыт производится в приборе, изображенном на рис. 24. Длинная трубка 1 выполняет роль воздушного холодильника. Горят в броме также олово, сурьма, а калий с бромом дает сильный взрыв.

Рис. 22. Самовоспламенение сурьмы в хлоре

Иод также реагирует с металлами, образуя йодистые соли. Особенно интересно происходит реакция алюминия с иодом. Для этого кристаллы иода растирают в ступке до образования мелкого порошка, а затем на асбестированной сетке смешивают иод с алюминиевой пылью. Смесь, посуда и материалы должны быть совершенно сухими. Если после этого добавить к смеси каплю воды, которая является катализатором в этом процессе, то смесь воспламеняется и горит, выделяя фиолетовые клубы паров иода
2Аl + 3I2 = 2АlI3

Следует отметить, что иод реагирует с металлами труднее, чем хлор и бром.
В отличие от большинства других простых веществ галогены в непосредственное взаимодействие с кислородом не вступают, так как кислород и галогены обладают близкими значениями электроотрицательности. Вместе с тем кислородные соединения галогенов косвенным путем получены и существуют.

Рис. 23. Горение натрия в хлоре.
1- металлический натрий
2- хлоркальцивая трубка
3- хлор
4- едкий калий

■ 14. Докажите путем составления электронного баланса, что в реакциях с водородом и металлами галогены ведут себя как окислители. Обоснуйте такое поведение строением атома галогенов.

15. Какой объем хлористого водорода может быть получен при реакции с водородом 20 л хлора? (эта задача решается целиком в объемах).
16. Для того чтобы образующийся хлористый водород не был загрязнен хлором, при взаимодействии хлора с водородом последнего берут на 5% больше требуемого количества. Рассчитайте, какой объем водорода следует взять для получения 50 л хлористого водорода. (См. Ответ)

Статья на тему Галогены

znaesh-kak.com

Физические свойства галогенов — ГДЗ по Химии

Во всех агрегатных состояниях галогены сохраняют молекулярное строение, а уменьшение летучести объясняется усилением межмолекулярного Ван-дер-ваальсова взаимодействия из-за большого числа электронов.

Фтор

Молекула фтора имеет относительно не большую массу и достаточно подвижна, поэтому фтор при обычных условиях – газ с резким и очень неприятным запахом, растворимый в жидком HF. Твердый фтор (температура ниже -228 °C) имеет моноклинную структуру, а выше этой температуры – кубическую молекулярную решетку.

Хлор

Обладает резким раздражающим запахом. Под давлением около 0,6 МПа уже при комнатной температуре превращается в жидкость. Сжиженный хлор обычно хранят и транспортируют в стальных баллонах или цистернах, т.к. сухой хлор с железом не взаимодействует. Жидкий хлор имеет желтую окраску.

Бром

Красно-бурая тяжелая жидкость с плотностью 3,10 г/см³. Пары брома имеют красную окраску (желто-бурый цвет). Обладает высокой упругостью паров.

Йод.

При комнатной температуре представляет собой темно-фиолетовые кристаллы со слабым металлическим блеском, с ромбической молекулярной решеткой. Плотность йода 4,94 г/см³. Пары йода имеют фиолетовую окраску.

Скорость испарения йода при комнатной и тем более, повышенной температуре настолько велика, что если небольшое количество йода нагревать в достаточно большом сосуде, он успевает полностью испариться, прежде чем расплавится. Это явление известно как возгонка или сублимация. Но если парциальное давление паров йода превысит 80 мм. рт. ст., что происходит при нагревании его в сосуде небольшого объема, то подобно большинству обычных веществ, он сначала плавится, а закипает лишь при дальнейшем нагревании.

При охлаждении пары йода кристаллизуются, минуя жидкую фазу. Этим пользуются на практике для очистки йода от нелетучих примесей.

Астат

Твердое вещество металлического вида.

Основные характеристики простых веществ галогенов:

Агрегатное состояние при о.у. (в скобках указан тип кристаллической решетки)	Желтоватый газ.	Желто-зеленый газ.	Красно-бурая жидкость.	Черно-фиолетовые кристаллы (молекулярная ромбическая).	Черно-синие кристаллы (молекулярная).
Плотность, г/см3 (293 °К)	1,696	3,214	3,1226	4,93	—
Т°пл., °C	-219,5	-101,0	-7,25	113,7	244
Т°кип., °C	-188,1	-34,1	59,2	185,5	317
Длина связи Hal-Hal, нм	0,141	0,199	0,228	0,267	—
ΔHдис. Hal2, кДж/моль (25 °C)	155	239,2	190,1	148,8	109
Стандартная энтальпия атомизации элементов ΔH°298, кДж/моль	79,55	121,21	111,91	106,69	90,85
ΔH°пл., кДж/моль	0,51	6,41	10,60	15,56	—
ΔH°кип., кДж/моль	6,55	20,42	30,31	41,81	—
ΔH°гидр. Hal—, кДж/моль	-535,9	-405,7	-386,0	-301,7	—
pKдис. Hal2	2,4	6,8	4,5	2,6	—
Степень термической диссоциации молекул Hal2 при 1000 °K и при 2000 °K	0,043 и 0,99	0,00035 и 0,37	0,0023 и 0,72	0,28 и 0,89	—
Удельное электрическое сопротивление (298 °K), мкОм·м	—	1014	1,3·1017	1,3·1019	—
Относительная электропроводность (Hg = 1, 298 °K)	—	9,66·10-15	7,43·10-18	7,43·10-20	—
Стандартная энтропия S°298, Дж/моль·К	202,85	223,1	151,77	116,81	121,42
Растворимость в воде (25 °C), моль/л	Разлагает воду	0,091	0,21	0,0013	—
Растворимость в воде (25 °C), г/л	Разлагает воду	6,5	34,6	0,3	—
Степень гидролиза в насыщенном растворе, %	—	33	0,55	0,49	—

Все галогены образуют двухатомные молекулы, имеющие однотипное электронное строение. Строение молекул различных галогенов отличается в основном количественно. Кратность связи у них равна единице.

Энергетическая диаграмма молекулы галогена:

Энергетическая диаграмма молекулы галогена

Прочность молекулы фтора, несмотря на наименьшее межъядерное расстояние относительно других галогенов намного меньше по сравнению с молекулами хлора и брома. Во внешней электронной оболочке атома фтора отсутствует d-подоболочка, которая есть у остальных галогенов. За счет d-подоболочки имеет место дополнительное донорно-акцепторное взаимодействие, упрочняющее связь за счет p-электронов и d атомной орбитали. По величинам энтальпии и константы диссоциации молекула фтора сравнима с молекулой йода. В то же время силовая константа связи в молекуле фтора в 2 с лишним раза превосходит таковую у молекулы хлора. Другими словами, химическая связь в молекуле фтора менее прочная, но более жесткая.

Схема образования химической связи в молекулах фтора и хлора:

Схема образования химической связи в молекуле фтора Схема образования химической связи в молекуле хлора

При образовании молекулы фтора понижение энергии электронов достигается за счет взаимодействия 2p атомных орбиталей с неспаренными электронами атомов фтора (система 1 + 1). Остальные p-АО неподеленных электронных пар можно считать не учавствующими в образовании химической связи. Химическая связь в молекуле хлора, кроме аналогичного взаимодействия валентных 3p-АО атомов хлора, также образуется за счет взаимодействия 3p-АО неподеленной электронной пары одного атома хлора с вакантной 3d-АО другого (система 2 + 0). В результате порядок связи в молекуле хлора (1,12) больше, чем в молекуле фтора, а химическая связь прочнее.

Сродство к электрону у атома фтора также меньше, чем у хлора. Фтор является менее электрофильным элементом по сравнению с хлором. Это объясняется кайносимметричностью 2p-электронов атома фтора и связанным с ней эффектом обратного экранирования. Дело в том, что 2p-АО в атоме фтора сильнее притянуты к ядру и лежат глубже полностью заполненной электронами некайносимметричной 2s-АО. Последняя, будучи полностью заселенной, отталкивает присоединяемый атомом фтора электрон, уменьшая электронное сродство и повышая ионизационные потенциалы. С повышением в ряду F-At радиуса атомов возрастает и поляризуемость молекул. В результате усиливается межмолекулярное дисперсионное взаимодействие, что обуславливает повышение температур плавления и кипения галогенов.

В ряду Cl₂-Br₂-I₂ прочность связи между атомами в молекуле постепенно снижается, что находит отражение в уменьшении энтальпии диссоциации молекул галогенов на атомы. Причины этого заключаются в следующем. С увеличением размеров внешних электронных облаков взаимодействующих атомов степень их перекрывания понижается, а область перекрывания располагается все дальше от атомных ядер. Поэтому при переходе от хлора к брому и йоду притяжение ядер атомов к области перекрывания электронных облаков уменьшается. Кроме того, в ряду Cl-Br-I возрастает число промежуточных электронных слоев, экранирующих ядро, что также ослабляет взаимодействие атомных ядер с областью перекрывания.

Цвет простых веществ, образуемых галогенами, определяется главным образом поглощением света, связанным с переходом электрона с одной из занятых π^*-орбиталей на свободную σ^*-орбиталь. У фтора этот переход соответствует границе ультрафиолетовой и фиолетовой областей спектра, из-за чего цвет вещества оказывается бледно-желтым; у хлора – в фиолетовый, что влечет появление желто-зеленой окраски; красно-коричневый цвет брома связан с поглощением в сине-фиолетовой области, а фиолетовый цвет йода, хорошо видимый в парообразном состоянии, вызван дальнейшим смещением поглощения в зеленую область спектра.

Биологическая роль галогенов

Все галогены обладают очень резким запахом. Вдыхание паров фтора, хлора и брома даже в небольших количествах вызывает сильное раздражение дыхательных путей и воспаление слизистых оболочек, а больших – удушение и тяжелое отравление. Жидкий бром, попадая на кожу, вызывает сильные ожоги и долго не заживающие язвы. В то же время, галогены необходимы для жизни.

Фтор важен для млекопитающих, в т.ч. и человека. Его соединения содержатся в костях и эмали зубов (0,01%). Колебания в содержании фтора в питьевой воде приводят к различным заболеваниям зубов. В то же время фтор и его соединения сильноядовиты, исключение составляют CF₄, SF₆ и некоторые другие химически инертные вещества.

Хлор существенно важен для многих форм жизни, включая человека. Ионы хлора в организме активируют некоторые ферменты, служат источником для образования соляной кислоты, создающей благоприятную среду для действия ферментов желудочного сока, влияют на электропроводность клеточных мембран и т.д. Соединения хлора содержатся в плазме крови и желудочном соке.

Необходим для поддержания жизни и хлорид натрия. Солевой обмен связан с водным балансом организма. Повышенное содержание хлорида натрия в организме удерживает воду в тканях.

Йод также важен для многих живых существ, в т.ч. и для человека. Соединения йода необходимы для нормальной работы щитовидной железы. Йод содержится не только в щитовидной железе, но и в надпочечниках. Гормон щитовидной железы тироксин (соединение йода) определяет общий темп процессов жизнедеятельности. Пары йода ядовиты.

Недостаток всех вышеперечисленных элементов приводит к серьезным заболеваниям.

Биологическая роль брома и астата не установлена. В небольших количествах соединения брома оказывают успокаивающее действие на центральную нервную систему. Бром очень токсичен, соединения брома, содержание анионы брома малотоксичны. Астат токсичен в силу своей радиоактивности.

Растворимость галогенов

Молекулы галогенов неполярны и, как обычно для неполярных веществ, умеренно растворимы в воде (за исключением фтора, который энергично взаимодействует с водой), причем растворимость брома максимальна. Один объем воды растворяет при комнатной температуре около 2,5 объемов хлора. Этот раствор называется хлорной водой (для брома и йода – бромная и йодная вода соответственно). При пропускании хлора в охлажденную до 0 °C воду из раствора выделяются зеленовато-желтые кристаллы клатратных соединений Cl₂·8H₂O и Cl₂·6H₂O. Это вещество плавится инконгруэнтно при 9,6 °C.

Значительно лучше неполярные галогены растворяются в неполярных органических растворителях (за исключением хлора и фтора, которые интенсивно реагируют практически со всеми органическими растворителями). CS₂, C₂H₅OH, C₂H₅OC₂H₅, CHCl₃, CCl₄, C₆H₆, бензине – «подобное растворяется в подобном». Для растворения хлора можно использовать CCl₄. Йод также хорошо растворим в растворах иодидов металлов за счет образования комплексного иона I^3-. Это свойство позволяет легко экстрагировать галогены из водных растворов. Если, например, взболтать водный раствор йода с небольшим количеством CS₂ (не смешивающегося с водой), то почти весь йод перейдет из воды в CS₂, окрашивая его в фиолетовый цвет.

Особенностью галогенов является то, что растворение в воде процесс не только физический, но и химический:

H₂O + Hal₂ ↔ Hhal + HhalO, Hal = Cl, Br

В водном растворе галогены диспропорционируют – подробнее см. химические свойства галогенов.

himgdz.ru

Галогены Википедия

Группа →	17 (VIIA)
↓ Период
2	9 Фтор F 18,9984 2s22p5
3	17 Хлор Cl 35,45 3s23p5
4	35 Бром Br 79,904 3d104s24p5
5	53 Иод I 126,9045 4d105s25p5
6	85 Астат At (210) 4f145d106s26p5
7	117 Теннессин Ts (294) 5f146d107s27p5

Галоге́ны (от греч. ἁλός — «соль» и γένος — «рождение, происхождение»; иногда употребляется устаревшее название гало́иды) — химические элементы 17-й группы периодической таблицы химических элементов Д. И. Менделеева (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы VII группы)^[1].

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все

ru-wiki.ru

Галогены и галогенный газ: химические особенности галогенов

Элементы 17 группы таблицы Д.И. Менделеева – галогены. Классические неметаллы, в чистом виде в природе не встречающиеся. Галоген – это активный окислитель, он находится только в качестве соединений. За исключением отдельных неметаллов, с галогенами реагируют все обычные вещества.

Некоторые характеристики хлора

О галогенах

Из галогенов лишь йод способен обладать признаками свойств, характеризующих металлы. Другие вещества (бром, хлор, астат и фтор) лишены даже косвенных признаков металлов. Когда в 1811 году И. Швейггер, немецкий химик, предложил так называть новое выделенное вещество – хлор, название не прижилось. С 1841 года галогенами стали называть всю группу «солеродов». Так переводится с греческого языка слово галогены.

Можно лучше понять, что такое галоген, если охарактеризовать каждый из элементов, входящих в этот ряд:

• Фтор (F) – содержится в солях горных пород. Преимущественно им насыщены криолит, шпат плавиковый и минералы флюорита;
• Хлор (Cl) – популярный из галогенов, в мире имеется в хлориде натрия, являющегося главным сырьём для хлористых соединений;
• Бром (Br) – элемент, встречающийся в морских водах и солёных водоёмах в качестве соли калия и натрия в сочетании с сульфатами хлора;
• Йод (I) – встречается повсеместно, больше всего йода в морской капусте и водорослях;
• Астат (At) – искусственное вещество в природе не встречается, получают в результате оседания частиц при облучении висмута или тория.

К сведению. Хлорид натрия (NaCl) – один из источников хлора. В быту называется поваренной солью. Присутствует в водной жидкости моря, в естественном состоянии находится как серый минерал – галит.

Кристаллы каменной соли

Строение атомов и степени окисления

Электронная формула наружной орбиты атомов солеродов – ns2np5. При расположении по порядку:

• F — 2s22p5;
• Cl — 3s23p5;
• Br — 4s24p5;
• I — 5s25p5;
• At — 6s26p5.

Атомы галогенов успешно добавляют к 7 своим электронам, имеющимся на крайней оболочке, один чужой недостающий. Потому при взаимодействии обнаруживают степень (-1) окисления. В союзах, где присутствуют элементы, имеющие электроотрицательность выше, только фтор не меняет степени (-1).

Остальные изменяют её на положительную степень: Cl (+1), Br (+3), I (+5), At (+7).

Графическая картинка электронного строения атома бора Br

Распространённость элементов и получение простых веществ

Чем больше величина атомного радиуса, тем меньше наличие солеродов в теле планеты. Величина r – радиуса атома фтора, по сравнению с радиусом атома иода, говорит о том, что фтор более распространён, нежели йод. Астата в коре планеты всего лишь граммы.

Промышленность производит галоиды (устаревшее название) в больших объёмах. При этом по количеству изготовленной продукции лидирует хлор.

Простые вещества получают при помощи галогенидов, окисляя их. Для этого используется электролитическое окисление. Причём из-за того, что положительные потенциалы у фтора и хлора достаточно высокие, приходится применять сильные окислители.

Важно! Электролиз фтора осложнён невозможностью использования водных растворов. Его потенциал окисления выше, и он может вступать в реакцию с водой, поэтому используют плавиковую кислоту.

Электролиз NaCl с применением анодов из графита позволяет добывать хлор. Катоды при этом могут быть:

• железные;
• жидкие ртутные;
• стальные.

Уравнение, описывающее эту реакцию, имеет вид:

2Cl- —› Cl2 (г.) + 2е-.

Выполняя химическое окисление бромида-иона из морской воды, получают бром.

Так же добывают и йод, используя насыщенные им рассолы. Оба процесса проводят, применяя хлор в виде окислителя. Воздушным потоком, проходящим через раствор, удаляются I2 и Br2.

Производство галогенов, формулы окисления

Физические свойства галогенов

Это характеристики, описывающие цвет, запах, температуры изменения свойств, а также агрегатное пребывание в нормальных условиях.

Физические свойства простых двухатомных веществ

Внимание! Такие токсичные вещества, как галогены, образовывают взаимные соединения: BrCl, ICl, IBr и иные. Три состояния (твёрдое, жидкое и газообразное) присущи солеродам при комнатной температуре.

Химические свойства галогенов

Способность вступать в реакцию с разными веществами под воздействием сторонних факторов индивидуальна для каждого из рассматриваемых элементов.

Химические особенности солеродов

При вступлении галогенов в связь с медью (малоактивный металл) получаются галогениды с формулой:

CuHal2, где Hal2 – солероды Br, Cl, F.

Когда галогениды вступают в реакцию с галогенами, то тот солерод, который активнее, вытесняет малоактивный из его же раствора. Хлор, являясь окислителем, вступает во взаимодействие в смесях солей йода и брома. Бром не реагирует на хлориды, но может из иодидов выдавить йод.

При воздействии на органические соединения при хлорировании воды или йодировании соли происходит галогенирование. При этом атом галогена вводится в соединение. Галогенирование может осуществляться замещением, расщеплением или присоединением атома солерода к атомной структуре органических соединений.

Интересно. Йод, имея низкие окислительные способности, не выдавливает из солей галогены. С фтором реакции водных сульфитов вообще не получаются, он вступает в содействие с Н2О.

Особенности добычи и использования галогенов

Приём электролизного окисления с участием окислителей применяется при добывании галогенов, исходя из того, что в натуральных условиях они – анионы. Например, гидролиз смеси поваренной соли необходим для выработки хлора. В основном, сначала добываются галогениды, из них электрохимическим путём изымаются солероды.

Применение галогенов и их соединений

Использование солеродов находит широкое применение в жизни человека. Быт, медицина, химическая промышленность, военное производство – далеко не все области использования солеродов.

По каждому элементу можно рассмотреть следующие моменты:

1. F – значимая часть состава фторополимеров, имеющих высокую химическую, коррозионную и термическую стойкости. Фторсодержащие хлорфторуглероды раньше использовались в хладагентах и в аэрозолях.
2. Cl – в натуральном виде газ жёлто-зелёного цвета. Хлор употребляется для обеззараживания скважин, воды для питья и искусственных водоёмов. Наиболее частое применение хлора в быту – отбеливание вещей и очищение загрязнённых поверхностей сантехники. Соляная (муриевая) кислота также содержит хлор.
3. Br – негорючее вещество, применяется для тушения огня в огнетушителях. Применим бром и в медицине, в качестве успокоительных препаратов и мегалитических средств. В военных целях входит в состав химии отравляющих веществ.
4. I – применяется в виде антисептика, является необходимым элементом в организме человека для работы щитовидной железы.
5. At – применения не находит ввиду своей сильной радиоактивности.

Спектр применения галогенов

Добавленный в баллон лампы накаливания газ галоген позволяет повысить температуру встраиваемой нити и качество отдачи света. Пары брома или йода, закачанные в колбу, послужили созданию галогенных ламп и светильников.

Важно! У таких источников света реже сгорают спирали, лампы имеют компактные размеры и могут питаться как переменным, так и постоянным напряжением.

Галогеновый свет используется в лампах автомобильных фар, причём конструкция позволяет выполнять установку, как галогенных ламп накаливания в фару, так и обычных. В соревнованиях светодиодного источника в фаре или галогенового пока лидирует последний.

Галогенные соединения и их роль в организме человека

В человеческом организме в разных процентных содержаниях присутствуют соединения солеродов. Превышение концентраций, как и их уменьшение, существенно влияет на состояние организма.

Биологическая миссия галогенов

Токсичность галогенов

Галогены в опасной концентрации и соединениях действуют на человека следующим образом:

1. Хлор имеет 2 класс опасности. Концентрация в атмосфере от 1*10-4% уже вызывает раздражение слизистой, доза 0,01% приводит к острому отравлению и остановке дыхания. Это сильный канцероген, вызывающий туберкулёз и способствующий образованию злокачественных опухолей;
2. Фтор в соединении фторида натрия – приводит к смерти, попадая внутрь через органы дыхания или пищеварения. Смертельная концентрация – 4-9 г. Первичные симптомы – слюнотечение, рвотные позывы. Вторичные признаки отравления – поражения нервной и сердечно-сосудистой систем.
3. Бром вызывает спазмы и удушье при дыхании уже при концентрации 1*10-3 в объёме воздуха. Токсичная доза – 3 г., смертельная – от 34 г., при попадании внутрь человека.
4. Йод, при случайном попадании в организм в количестве 3 г. и более, поражает почки и сердечно-сосудистую систему, блокирует рецепторы щитовидной железы.

Применение галогенов и галогенидов в промышленности и в быту приносит больше пользы, чем вреда. Знание допустимых значений концентрации и правил пользования продуктами, в которых применяются солероды, позволяет пользоваться только их положительными качествами.

Видео

amperof.ru

Химические свойства галогенов | Дистанционные уроки

30-Окт-2012 | комментариев 6 | Лолита Окольнова

 

или подгруппа фтора

 

Фтор, хлор, бром, йод и астат 

 

Общее электронное строение:

 

nS² np⁵

 

 

И, как всегда, все не так просто, как хотелось бы…

 

Как уже было замечено в предыдущих лекциях (подгруппа кислорода) у первого элемента — F (фтора) все соответствует общей формуле — на внешнем уровне 7 электронов. А вот у хлора (Cl)  — элемента 3-го периода появляется свободная d-орбиталь и возможность распаривать на нее электроны.

 

Благодаря этой возможности — распаривать электроны p-подуровня на d-подуровень, для всех элементов кроме фтора (!!!) возможны степени окисления +1, +3, +5 и +7.

Итак, выводы:

1. Валентность элементов:
   • валентность фтора = 1,
   • валентность хлора и остальных галогенов — 1,3,5 и 7
2. Степени окисления: 
   • степень окисления фтора = -1 — типичный неметалл, самый сильный неметалл — просто КОРОЛЬ неметаллов — самый верхний в группе и самый левый в периоде.;
   • степень окисления хлора и остальных  галогенов = -1 (минимальная степень окисления), +1 , +3, +5 и +7 (максимальная степень окисления)   в минимальной с.о. элементы будут проявлять восстановительные свойства, в максимальной — окислительные.
3. Сверху вниз в подгруппе радиус атома увеличивается, следовательно,  электроны все слабее притягиваются к ядру атома, следовательно, сверху вниз металлические свойства увеличиваются.
4. Как следствие этого сверху вниз в подгруппе усиливаются восстановительные свойства.

 

Физические свойства галогенов

 

• Фтор — F2 — светло-желтый газ;
• Хлор Cl2 — желто-зеленый газ;
• Бром — Br2 — бурая жидкость;
• Йод — J2 — темно-фиолетовые кристаллы, металлический блеск.

 

Химические свойства галогенов

 

Фтор — самый активный неметалл, нет веществ, с которыми он не вступал бы в реакции, он НИКОГДА не проявляет положительные степени окисления. Это КОРОЛЬ неметаллов.

1. Взаимодействие с водородом: 

F2 + h3 = 2HF  — плавиковая кислота

 

 2. Взаимодействие с металлами:

 

F2 + 2Li = 2LiF   — фторид лития (галогениды)

 

3. Взаимодействие с неметаллами:

 

F2 + O2 = OF2 (кислород здесь проявляет с.о. +2)

 

4.Окислительный свойства:

 

Сl2 + h3S = S + 2HCl

5. Взаимодействие с водой: 

 

раствор HF — плавиковая кислота
Cl₂ + H₂O  ↔  HCl + HClO  — оксокислоты хлора

 

Не смотря на то, что эти реакции написаны для фтора и хлора, естественно, они применимы и к брому, и к йоду (кроме взаимодействия с кислородом — там придется элементы поменять местами).

 

Как и во всех других группах, химические свойства соединений галогенов подчиняются законам периодичности:

 

• сверху вниз в подгруппе восстановительные свойства усиливаются.
• сила кислот сверху вниз увеличивается
• с увеличением степени окисления элемента в оксосоединениях усиливаются окислительные свойства.

 

Отдельно мы разберем Кислоты хлора — их немало, и их названия, а тем более называния солей, желательно знать наизусть

Тест «Галогены»

4. Степени окисления хлора в соединениях: Cl2, HClO4, HCl и HClO равны соответственно:

0, +7, -1, +1

0, +5, -1, +1

0, -1, -1, +1

+1 и -1, +7, -1, 0

Категории: |

Обсуждение: «Химические свойства галогенов»

(Правила комментирования)

distant-lessons.ru

No related posts.